人教版高中化学 必修2 第一章 第2节 元素周期律

第二节（第二 课时）
写出1～18号元素的原子结构示意图，并观察随原子序数的递增元素原子最外层电子排布有什么规律性的变化?
【科学探究1】
3—10号元素，从Li 到Ne有2个电子层，随原子序数的增大，最外层电子数目由1个增加到8个，而达到稳定结构
11—18号元素，从Na 到Ar有3个电子层，随原子序数的增大，最外层电子数目由1个增加到8个，而达到稳定结构
元素核外电子排布情况
1—2号元素，从H到He只有1个电子层，最外层电子数目由1个增加到2个，而达到稳定结构
１．原子核外最外层电子排布的规律性
【科学探究2】
1-18号元素（除稀有气体元素外）随着原子序数的递增，元素原子半径呈现出怎样的规律?
一些元素原子半径规律性变化示意图
２．原子半径变化的规律性
【科学探究3】
随着原子序数的递增，元素的主要化合价（最低和最高）呈现出怎样的规律?
金属元素无负价
氟无正价，氧无最高正价 。
随着原子序数的递增，元素主要化合价呈现周期性变化。正价+1~+7、负价
-4~-1
元素化合价与最外层电子排布的关系
３．常见元素化合价的规律性
2）最低负价与最高正价的关系为：
最高正价+ |最低负价|= 8
1）1--20号元素中，除了O、F外，

主族序数=原子最外层电子数=元素的最高正价数；
3）具可变化合价：C、 N、 P、 S、 Cl等
1.随着原子序数的递增，元素原子的核外电子排布呈现周期性变化。

2.随着原子序数的递增，元素原子半径呈现周期性的变化。

3.随着原子序数的递增，元素化合价呈现周期性的变化。
小结
【科学探究4】
1-18号元素（稀有气体除外）随着原子序数的递增，元素的金属性和非金属性呈现出怎样的规律?
了解金属性和非金属性
金属性即元素原子失电子的能力，越易失电子，金属性越强
非金属性即元素原子得电子的能力，越易得电子，非金属性越强
【实验探究元素金属性的变化规律】
1.实验: (1) 取一小段镁带，用砂纸磨去表面的氧化膜，放入试管中。加入2mL水，并滴入2滴酚酞溶液，观察现象。过一会儿加热试管至水沸腾，观察现象。
镁带跟冷水反应缓慢,只在表面产生很小的气泡,溶液颜色不变,当加热至水沸腾时,镁带表面迅速产生气泡,溶液变为红色。
Mg+2H2O=Mg(OH)2+H2↑
现象 镁带跟冷水反应缓慢,只在表面产生很小的气泡,溶液颜色不变,当加热至水沸腾时,镁带表面迅速产生气泡,溶液变为红色。
化学方
程式 Mg+2H2O=Mg(OH)2+H2↑
(2)取一小段镁和一小片铝，用砂纸磨去表面的氧化膜，分别放入两支试管中，再各加入2mL
1mol/L盐酸，观察发生的现象。
Mg Al
现象 剧烈反应，产生无色气体 反应较剧烈，产生无色气体
化学方程式 Mg+2HCl=MgCl2+H2↑ 2Al+6HCl=2AlCl3+
3H2↑
剧烈反应，产生无色气体
Mg+2HCl=MgCl2+H2↑
反应较剧烈，产生无色气体
2Al+6HCl=2AlCl3+
3H2↑
2.讨论:
(1)回忆钠与水反应的现象,比较镁和钠与水反应的难易程度。
(2)比较镁和铝与酸反应的难易程度。
(3)比较钠、镁、铝最高价氧化物对应的水化物（氢氧化物）碱性强弱。
钠、镁、铝金属性依次减弱
钠(Na) 镁(Mg) 铝(Al)
与水
反应 与冷水剧烈反应 与冷水缓慢反应，与沸水迅速反应 与冷水很难反应,与热水缓慢反应
与酸
反应 反应很剧烈 剧烈反应 反应较剧烈
氧化物 Na2O、Na2O2 MgO(碱性氧化物) Al2O3(两性氧化物)
对应碱 NaOH为强碱 Mg(OH) 2(中强碱) Al(OH)3(两性氢氧化物)
结论 钠、镁、铝金属性依次减弱
与冷水剧烈反应
反应很剧烈
Na2O、Na2O2
NaOH为强碱
与冷水缓慢反应，与沸水迅速反应
剧烈反应
MgO(碱性氧化物)
Mg(OH) 2(中强碱)
与冷水很难反应,与热水缓慢反应
反应较剧烈
Al2O3(两性氧化物)
Al(OH)3(两性氢氧化物)
3.资料
硅、磷、硫、氯的氢化物的稳定性依次增强
硅、磷、硫、氯非金属性逐渐增强
元素 硅(Si) 磷(P) 硫(S) 氯(Cl)
单质的气态氢化物 化学式 SiH4 PH3 H2S HCl
合成条件 高温 磷蒸气与氢气反应 加热 光照或点燃
稳定性 硅、磷、硫、氯的氢化物的稳定性依次增强
最高价氧化物的化学式 SiO2 P2O5 SO3 Cl2O7
最高价氧化物对应水化物 化学式 H2SiO3 H3PO4 H2SO4 HClO4
酸的强弱 弱酸 中强酸 强酸 强酸
结论 硅、磷、硫、氯非金属性逐渐增强
SiH4 PH3 H2S HCl
SiO2 P2O5 SO3 Cl2O7
4.通过以上对第三周期元素的性质比较,我们可以得出结论:
Na Mg Al Si P S Cl (Ar)
金属性逐渐减弱,非金属性逐渐增强
对其它周期元素进行研究,也可以得到类似的结论。
二.元素周期律(通过大量的事实，人们归纳出的一条规律)
1.定义：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性 的变化。这一规律叫元素周期律。
2.实质：元素的性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布的周期性变化的必然结果。
元素的性质
原子序数
周期性
核外电子排布
三.元素的金属性、非金属性强弱判断依据小结
元素金属性强弱判断依据：
(1)金属活动顺序表
(2)金属之间的相互置换
(3)金属阳离子的氧化性强弱
(4)原子结构
(5)单质与水（或酸）反应的难易
(6) 元素在周期表的位置
(7)最高价氧化物对应水化物的碱性强弱
金属活动顺序表
金属之间的相互置换
金属阳离子的氧化性强弱
原子结构
单质与水（或酸）反应的难易
元素在周期表的位置
最高价氧化物对应水化物的碱性强弱
2. 元素非金属性强弱判断依据：
(1)非金属之间的相互置换
(2)非金属阴离子的还原性强弱
(3)原子结构
(4)单质与氢化合的难易及氢化物的热稳定性
(5) 元素在周期表的位置
(6)最高价氧化物对应水化物的酸性强弱
非金属之间的相互置换
非金属阴离子的还原性强弱
原子结构
单质与氢化合的难易及氢化物的热稳定性
元素在周期表的位置
最高价氧化物对应水化物的酸性强弱
四．微粒半径大小的比较规律（不考虑稀有气体元素）
(1)同主族元素的原子电子层数多的半径越大。
如：卤素原子半径F 卤素离子半径F- 碱金属原子半径Li 碱金属离子半径Li+FF- Li Li+(2)同周期元素的原子核电荷数越大的半径越小。如第三周期元素原子半径：
Na>Mg>Al>Si> P>S> Cl
(3)电子层结构相同离子，核电荷数越多的半径
越小。如：O2->F->Na+>Mg2+
(4)同种元素的各种粒子，核外电子数越多的半
径越大。
如：Cl－>Cl ，Fe>Fe2+>Fe3+， Na > Na+
Na>Mg>Al>Si> P>S> Cl
O2->F->Na+>Mg2+
Cl－>Cl ，Fe>Fe2+>Fe3+， Na > Na+
随着原子序数的递增
核外电子排布呈周期性变化
元素性质呈周期性变化
元素周期律
最外层电子数 1→8
（K层电子数 1→2）
原子半径 大→小
（稀有气体元素除外）
主要化合价：+1→+7 ，
－4→－1
决定了
归纳出
引起了
元素的金属性与非金属性呈周期性变化
小结
小结
随着原子序数的递增，元素的金属性、非金
属性呈现周期性的变化
非金属性逐渐增强
金属性逐渐增强
金属性逐渐增强
非金属性逐渐增强
H
Li Be B C N O F
Na Mg Al Si P S Cl
K Ca Ga Ge As Se Br
Rb Sr In Sn Sb Te I
Cs Ba Tl Pb Bi Po At
【知识过关】
1．已知X、Y、Z为三种原子序数相连的元素，最高价氧化物对应水化物的酸性相对强弱是：HXO4＞H2YO4＞H3ZO4。则下列说法正确的是（ A）
A.气态氢化物的稳定性：HX＞H2Y＞ZH3?
B.非金属活泼性：Y＜X＜Z?
C.原子半径：X＞Y＞Z
D.原子最外电子层上电子数的关系：Y= (X+Z)?
A
2.下列叙述正确的是(B )
A.同周期元素中，VIIA族元素的原子半径最大
B.现已发现的零族元素的单质在常温常压下都是气体
C.VI A族元素的原子，其半径越大，越容易得到电子
D.所有的主族元素的简单离子的化合价与其族序数相等
B
3．下列性质的递变中，正确的是(B )?
A.O、S、Na的原子半径依次减小 B.LiOH、KOH、CsOH的碱性依次增强C.HF、NH3、SiH4的稳定性依次增强D.HCl、HBr、HI的还原性依次减弱?
B
4．已知铍(Be)的原子序数为4。下列对铍及其化合物的叙述中，正确的是(C )?
A.铍的原子半径小于硼的原子半径?
B.氯化铍化学式中铍原子的最外层电子数是8
C.氢氧化铍的碱性比氢氧化钙的弱?
D.单质铍跟冷水反应产生氢气?
C
5．X、Y是元素周期表中Ⅶ A族中的两种元素。下列叙述中能说明X的非金属性比Y强的是(C )
A．X原子的电子层数比Y原子的电子层数多
B．X的氢化物的沸点比Y的氢化物沸点低
C．X的气态氢化物比Y的气态氢化物稳定
D．Y的单质能将X从NaX的溶液中置换出来
C
6．下表是元素周期表的一部分：
(1) (填编号) 单质最轻的元素是① 其最高价氧化物及其水化物既能与强酸反应又能与强碱反应的元素是 ⑧ 其气态氢化物的水溶液呈碱性的元素是 ⑤；地壳中含量最多的元素是 ⑥；最高价氧化物的水化物酸性最强的元素是 ⑩ 。
①
⑧
⑤
⑥
⑩
ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA
1周期 ① ?
2周期 ② ③ ④ ? ⑤ ⑥ ?
3周期 ? ⑦ ⑧ ? ? ⑨ ⑩